Inovace profesní přípravy budoucích učitelů chemie CZ.1.07/2.2.00/15.0324

1. Inovace profesní přípravy budoucích učitelů chemieCZ.1.07/2.2.00/15.0324 I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

2. Chemická vazba Radka Křikavová I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

3. OBSAH Definice chemické vazby, základní vlastnosti Podmínky vzniku chemické vazby Možnosti znázornění Klasifikace chemických vazeb podle různých kritérií

4. Atomy nejsou samotáři … Až na VZÁCNÉ PLYNY– za běžných tlaků a teplot tvořeny volnými (nesloučenými) atomy všechny ostatní látky (včetně prvků) jsou složeny z atomů spojených chemickými vazbami do stálých složitějších celků - molekul nebo krystalových struktur

5. Proč se atomy slučují? VZÁCNÉ PLYNY– mají velmi stabilní plně obsazenou valenční vrstvu - OKTET Atomy seslučují, aby formálně dosáhly na své valenční vrstvě co nejstálejší uspořádání, zpravidla podobné nejbližšímu vzácnému plynu. Např. CHLOR Konfigurace valenční vrstvy: 3s2 3p5 Molekula chloru Cl2 (Cl–Cl ) – atomy chloru společně sdílejí 1 elektronový pár → ve valenční vrstvě = 8 elektronů (jako ARGON)

6. Chemická vazba = elektromagnetická silová interakce, která poutá sloučené atomy, energeticky je stabilizuje a vede ke vzniku molekuly stejný typ silové interakce, která poutá záporně nabité elektrony ke kladnému jádru atomu ke vzniku i štěpení vazeb dochází při chemických reakcích Nejjednodušší molekula je tvořena dvěma atomy VODÍKU H2. Původně nespárované elektrony vytvoří vazebný elektronový pár, který společně sdílejí oba atomy H – H (valenční konfigurace jako HELIUM).

7. Vlastnosti chemické vazby přiblížení slučujících se volných atomů → překryv elektronových obalů a snížení potenciální energie systému → konečné uspořádání atomových jader a elektronů má nižší energii než izolované atomy chemická vazba vzniká z důvodů energetických (= stabilizace, snížení energie valenčních elektronů) Disociační energie vazby - energie potřebná k rozštěpení vazby, je v absolutní hodnotě stejná jako energie uvolněná při vzniku téže vazby (vazebná energie; jen opačné znaménko) [kJ . mol-1] Délka vazby= vzdálenost jader atomů spojených vazbou, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby Pevnost vazby - podle energie potřebné k jejímu rozštěpení

8. Vznik molekuly H2 přibližování atomů → snižuje se energie systému energetické minimum = stav, kdy se atomům částečně překrývají orbitaly, přibližování ustane a atomy zůstávají v kontaktu v určité vzdálenosti – vzniká chemická vazba, (odpovídá délce vazby 75 pm a vazebné energii 435 kJ.mol-1) při dalším přibližování dochází k prudkému zvyšování potenciální energie díky odpuzování kladných jader

9. Překryvem valenčních atomových orbitalů Spojnicí rámečků (spojnice znázorňuje překrytí valenčních orbitalů) Valenční čárkou (valenční čárka znamená vazebný elektronový pár) 1H°+ 1H° → H – H (H2) Možnosti znázornění chem. vazby

10. Typy chemických vazeb Kovalentní vazba Iontová vazba Kovová vazba Slabé vazebné interakce

11. Kovalentní vazba Podstata: překryv valenčních orbitalů vazebných partnerů → sdílení valenčních elektronů Atomy mohou vzájemně sdílet všechny valenční elektrony (molekula H2) nebo jen jejich část (molekula F2) vaznost = počet kovalentních vazeb, které daný atom vytváří s vazebnými partnery; např. v molekule H2O jsou atomy vodíku jednovazné a atom kyslíku dvojvazný, v molekule NH3 jsou atomy vodíku jednovazné a atom dusíku trojvazný

12. Klasifikace kovalentních vazeb Podle rozdílu elektronegativit vazebných partnerů: Nepolární: rozdíl elektronegativit ∆C≤ 0,4; vazebný elektronový pár je rovnoměrně rozložený mezi oběma atomy a hustota výskytu elektronů je stejná nebo skoro stejná u obou atomů Polární:rozdíl elektronegativit 0,4 <∆ C≤ 1,7; v blízkosti atomu s vyšší elektronegativitou – vyšší pravděpodobnost výskytu vazebného elektronového páru; vznik částečného kladného a záporného náboje; molekula tvoří elektrický dipól

13. Podle rozložení elektronové hustoty: Vazba σ: největší elektronová hustota je na spojnici jader; je nepohyblivá (lokalizovaná); může vzniknout kombinací (překryvem): • dvou orbitalů s • dvou orbitalů p • orbitalu p a orbitalu s • Vazba π: největší elektronová hustota je nad a pod spojnicí jader, na spojnici jader je hustota nulová)

14. Vazba lokalizovaná a delokalizovaná Lokalizovaná vazba p vazba reprezentuje spojení mezi dvěma sousedními atomy např. ethen, CO2 Delokalizovaná vazba p vazba je rozprostřena (delokalizována) po celé molekule nebo její částinapř. anion (CO3)2- molekula benzenu

15. Podle počtu vazebných elektronových párů: Jednoduchá: zprostředkovaná jedním elektronovým párem, vazba σ Dvojná:tvořena dvěma sdílenými elektronovými páry, složena z vazby σ a π Trojná: tvořena jednou vazbou σ a dvěma vazbami π násobné vazby jsou za stejných podmínek pevnější než vazby jednoduché

16. Koordinačně-kovalentní vazba jeden atom (donor) poskytne oba elektrony zprostředkovávající chemickou vazbu (má volný elektronový pár) druhý vazebný partner, tj. atom, který elektrony přijímá, musí mít volný orbital - je to akceptor (příjemce) elektronového páru = donor-akceptorová vazba (dativní) výsledná vazba se ani pevností, ani jinými vlastnostmi neliší od kovalentní vazby Vznikem koordinační vazby se vysvětluje existence koordinačních (komplexních) sloučenin přechodných kovů, (mají k dispozici ne zcela obsazené orbitaly d); např. komplexní částice [Cu(NH3)4]2+nebo[Cu(H2O)4]2+

17. Iontová vazba Podstata: ∆C  1,7 zásadní nerovnoměrnost rozdělení sdílených elektronů mezi vázané atomy - výrazné částečné náboje (δ+, δ-) a dipólový moment. Velmi významnou roli hraje elektrostatická interakce mezi opačně nabitými vazebnými partnery. Typickou vlastností sloučenin s iontovou vazbou je dobrá rozpustnost v polárních rozpouštědlech (např. voda). Rozpouštění probíhá disociací (rozpadem) na kationty a anionty, a následnou solvatací těchto nabitých částic polárními molekulami rozpouštědla Ionizační energie= energie, která je zapotřebí k odtržení elektronu z elektroneutrálního atomu Elektronová afinita= energie uvolněná přijetím elektronů do valenční sféry

18. Kovová vazba Podstata: Valenční elektrony atomů kovu jsou v kovových strukturách volně sdílené mezi všemi atomy, dochází k extrémní delokalizaci vazeb→ volný pohyb elektronů = elektronový plyn Volné elektrony vyrovnávají svým celkovým záporným nábojem kladný náboj kationtů Volná pohyblivost valenčních elektronů je příčinou vysoké tepelné a elektrické vodivosti kovů znázornění atomů a elektronového plynu v pevném sodíku

19. Slabé vazebné interakce Mezimolekulové síly (také slabé nevazebné interakce) jsou příčinou toho, že i molekuly se mohou navzájem spojovat a vytvářet složitější nadmolekulární struktury (např. krystaly, proteiny, DNA) spojení není založeno na sdílení valenčních elektronů

20. Slabé vazebné interakce Podle fyzikálně-chemické podstaty: Vodíkové vazby (vodíkový můstek) Van der Waalsovy interakce

21. Vodíkové vazby Podmínkyvzniku: přítomnost silně polární vazby mezi atomem vodíku a atomem jiného prvku tento atom vodíku může vytvářet můstek k jinému atomu prvku s malým objemem a s vysokou hodnotou elektronegativity (zpravidla F, O, N) Výrazně elektronegativní atom k sobě přitáhne vazebný elektronový pár (získá parciální záporný náboj) a na atomu vodíku vznikne parciální kladný náboj Přiblížení elektronegativního atomu s parciálním záporným nábojem a s nevazebným elektronovým párem do těsné blízkosti atomu vodíku s parciálním kladným nábojem →vodíková vazba

22. Typy vodíkových vazeb: Intermolekulární – mezi dvěma molekulami Intramolekulární – v rámci jedné molekuly H2O kyselina salicylová

23. Van der Waalsovy síly = slabé přitažlivé mezimolekulové interakce Podstata: vzájemné působení molekulových dipólů

24. Shrnutí učiva (doplňte text) Z volných atomů jsou složeny pouze …… plyny. Atomy prvků se pomocí chemických ….. seskupují do ………. Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických ……… E..………….. je schopnost atomů přitahovat ……….. chemické vazby. U nepolární vazby je rozdíl ∆C ≤ ….., u polární vazby je rozdíl ∆C ≤ ….. Jestliže je rozdíl elektronegativit sloučených prvků větší než 1,7; dochází ke vzniku ……. vazby. V kovech se vyskytuje ……. vazba; …... elektrony v kovové vazbě jsou příčinou vysoké ……. a …… vodivosti. Mezi slabé vazebné interakce patří ……… a ………..

25. Shrnutí učiva - kontrola Z volných atomů jsou složeny pouze vzácné plyny. Atomy prvků se pomocí chemických vazeb seskupují do molekul. Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích. Elektronegativita je schopnost atomů přitahovat elektrony chemické vazby. U nepolární vazby je rozdíl ∆C ≤ 0,4, u polární vazby je rozdíl ∆C ≤ 1,7. Jestliže je rozdíl elektronegativit sloučených prvků větší než 1,7, dochází ke vzniku iontové vazby. V kovech se vyskytuje kovová vazba. Volné elektrony v kovové vazbě jsou příčinou vysoké tepelné a elektrické vodivosti. Mezi slabé vazebné interakce patří vodíkové vazby a van der Waalsovy interakce

26. I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Konec Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.